Mit jelent a reverzibilis reakció? A kémiai reakciók megfordíthatósága

2. oktatóvideó: A kémiai egyensúly eltolódása

Előadás: Reverzibilis és irreverzibilis kémiai reakciók. Kémiai egyensúly. A kémiai egyensúly eltolódása különböző tényezők hatására

Az előző leckéből megtanulta, mi a kémiai reakció sebessége, és milyen tényezők befolyásolják azt. Ebben a leckében megvizsgáljuk, hogyan fordulnak elő ezek a reakciók. Ez a reakcióban részt vevő kiindulási anyagok - a reagensek - viselkedésétől függ. Ha teljesen átalakulnak végső anyagokká - termékekké, akkor a reakció visszafordíthatatlan. Nos, ha a végtermékek visszaalakulnak az eredeti anyagokká, akkor a reakció visszafordítható. Ezt figyelembe véve fogalmazzuk meg a definíciókat:

Reverzibilis reakció- ez egy bizonyos reakció, amely azonos körülmények között megy végbe előre és hátrafelé.

Ne feledje, a kémia órákon világos példát mutattak a szénsavtermelés reverzibilis reakciójára:

CO 2 + H 2 O<->H2CO3

Visszafordíthatatlan reakció- ez egy bizonyos kémiai reakció, amely egy meghatározott irányban megy végbe.

Példa erre a foszfor égési reakciója: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

A reakció visszafordíthatatlanságának néhány bizonyítéka a csapadék képződése vagy a gáz felszabadulása.

Ha az előre és a fordított reakció sebessége egyenlő, akkor ez bekövetkezik Kémiai egyensúly.

Vagyis reverzibilis reakciókban reagensek és termékek egyensúlyi keverékei képződnek. Nézzük meg egy példán, hogyan jön létre a kémiai egyensúly. Vegyük a hidrogén-jodid képződés reakcióját:

H 2 (g) + I 2 (g)<->2HI(g)

Melegíthetjük gázhalmazállapotú hidrogén és jód keverékét, vagy kész hidrogén-jóddal, az eredmény mindkét esetben ugyanaz lesz: három anyag H 2, I 2, HI egyensúlyi keveréke keletkezik.

A reakció legelején, a hidrogén-jodid képződése előtt közvetlen reakció megy végbe, sebességgel ( v stb). Fejezzük ki a kinetikai egyenlettel v pr = k 1, ahol k 1 az előremenő reakció sebességi állandója. Fokozatosan képződik a HI termék, amely azonos körülmények között H 2 -re és I 2 -re kezd bomlani. Ennek a folyamatnak az egyenlete a következő: v arr = k 2 2, ahol v rev – fordított reakciósebesség, k 2 – fordított reakciósebesség állandó. Abban a pillanatban, amikor a HI elég a szintezéshez v nál nél v kémiai egyensúly jön létre. Az egyensúlyban lévő anyagok mennyisége, esetünkben ezek a H 2, I 2 és HI, idővel nem változik, de csak akkor, ha nincs külső hatás. A fentiekből következik, hogy a kémiai egyensúly dinamikus. Reakciónk során hidrogén-jodid képződik vagy elfogy.

Ne feledje, hogy a reakciókörülmények megváltoztatása lehetővé teszi, hogy az egyensúlyt a kívánt irányba mozgassa. Ha növeljük a jód vagy a hidrogén koncentrációját, az növekedni fog vÍgy jobbra tolódás lesz, több hidrogén-jodid képződik. Ha növeljük a hidrogén-jodid koncentrációját, akkor az növekedni fog v arr, és a műszak balra lesz. Több/kevesebb reagenst és terméket tudunk beszerezni.

Így a kémiai egyensúly hajlamos ellenállni a külső hatásoknak. A H 2 vagy I 2 hozzáadása végül a fogyasztás növekedéséhez és a HI növekedéséhez vezet. És fordítva. Ezt a folyamatot a tudományban ún Le–Chatelier elv. Ez így szól:

Ha egy stabil egyensúlyban lévő rendszert kívülről (hőmérséklet, nyomás vagy koncentráció változtatásával) befolyásolunk, akkor egy olyan folyamat irányába tolódik el, amely ezt a hatást gyengíti.

Ne feledje, a katalizátor nem tudja elmozdítani az egyensúlyt. Csak felgyorsítani tudja a kezdetét.

Koncentráció változása . Fentebb azt vizsgáltuk, hogy ez a tényező hogyan tolja el az egyensúlyt akár előre, akár az ellenkező irányba. Ha a reagensek koncentrációját növeljük, az egyensúly arra az oldalra tolódik el, ahol ez az anyag elfogy. Ha csökkenti a koncentrációt, az eltolódik arra az oldalra, ahol ez az anyag keletkezik. Ne feledje, a reakció reverzibilis, és a reagensek lehetnek anyagok a jobb és a bal oldalon is, attól függően, hogy melyik reakciót vizsgáljuk (közvetlen vagy fordított).

Befolyást . Ennek növekedése egyensúlyi eltolódást vált ki az endoterm reakció felé (- Q), és csökkenést az exoterm reakció felé (+ Q). A reakcióegyenletek az előrehaladó reakció termikus hatását jelzik. A fordított reakció termikus hatása ennek az ellenkezője. Ez a szabály csak termikus hatású reakciókra alkalmas. Ha nincs, akkor t nem képes az egyensúlyt eltolni, de növekedése felgyorsítja az egyensúly létrejöttének folyamatát.

A nyomás hatása . Ez a tényező gáznemű anyagok részvételével zajló reakciókban használható. Ha a gázmól értéke nulla, akkor nem lesz változás. A nyomás növekedésével az egyensúly kisebb térfogatok felé tolódik el. A nyomás csökkenésével az egyensúly a nagyobb térfogatok felé tolódik el. Térfogatok - nézze meg a gáznemű anyagok együtthatóit a reakcióegyenletben.

Minden kémiai reakció két típusra oszlik: reverzibilis és irreverzibilis.

Visszafordíthatatlan Olyan reakcióknak nevezzük, amelyek csak egy irányba mennek végbe, vagyis ezeknek a reakcióknak a termékei nem lépnek kölcsönhatásba egymással és nem képezik kiindulási anyagokat.

Egy visszafordíthatatlan reakció akkor ér véget, ha legalább az egyik kiindulási anyag teljesen elfogy. Az égési reakciók visszafordíthatatlanok; összetett anyagok termikus bomlásának számos reakciója; a legtöbb reakció csapadékképződést vagy gáznemű anyagok felszabadulását stb. eredményezi. Például:

C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Megfordítható Azokat a reakciókat, amelyek egyszerre lépnek fel előre és hátrafelé, nevezzük:

A reverzibilis reakciók egyenleteiben a reverzibilitási jelet használjuk.

A reverzibilis reakcióra példa a hidrogén-jodid szintézise a következőkből:

A kémiai reakció megindulása után valamivel nemcsak a reakció végterméke, a HI, hanem a kiindulási anyagok -H 2 és I 2 - is kimutatható a gázelegyben. Nem számít, mennyi ideig tart a reakció, a reakcióelegy 350 o C-on mindig körülbelül 80% HI-t, 10% H 2 -t és 10% I 2 -t tartalmaz. Ha a HI-t vesszük kiindulási anyagnak, és ugyanarra a hőmérsékletre melegítjük, akkor azt tapasztalhatjuk, hogy egy idő után mindhárom anyag mennyiségének aránya azonos lesz. Így a hidrogén-jodid hidrogénből és jódból történő képződése során a közvetlen és fordított reakciók egyidejűleg mennek végbe.

Ha a hidrogént és a jódot koncentrációban és kiindulási anyagnak vesszük, akkor a közvetlen reakció sebessége a kezdeti időpontban a következő volt: v pr = k pr ∙ . A fordított reakció sebessége v arr = k arr 2 a kezdeti időpillanatban nulla, mivel a reakcióelegyben nincs hidrogén-jodid ( = 0). Fokozatosan csökken az előrehaladási reakció sebessége, ahogy a hidrogén és a jód reakcióba lép, és koncentrációjuk csökken. Ebben az esetben a fordított reakció sebessége nő, mert a képződött hidrogén-jodid koncentrációja fokozatosan növekszik. Amikor az előre és fordított reakciók sebessége egyenlővé válik, kémiai egyensúly áll be. Egyensúlyi állapotban egy bizonyos idő alatt ugyanannyi HI molekula keletkezik, amint azok H 2 -re és I 2 -re bomlanak.

A reverzibilis reakció állapotát, amelyben az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, ún. Kémiai egyensúly.

A kémiai egyensúly dinamikus egyensúly. Egyensúlyi állapotban mind az előre, mind a fordított reakciók továbbra is lejátszódnak, de mivel ezek sebessége egyenlő, a reakciórendszerben lévő anyagok koncentrációja nem változik. Ezeket a koncentrációkat egyensúlyi koncentrációknak nevezzük.

A kémiai egyensúly eltolódása

Le Chatelier elve

A kémiai egyensúly mozgékony. A külső körülmények megváltozásakor az előre és fordított reakciók sebessége egyenlőtlenné válhat, ami az egyensúly eltolódását okozza.

Ha külső hatás hatására az előre irányuló reakció sebessége nagyobb lesz, mint a fordított reakció sebessége, akkor egyensúlyi eltolódásról beszélünk jobb(közvetlen reakció felé). Ha a fordított reakció sebessége nagyobb lesz, mint az előre irányuló reakció sebessége, akkor egyensúlyi eltolódásról beszélünk bal(az ellenkező reakció felé). Az egyensúlyi eltolódás eredménye a rendszer átmenete egy új egyensúlyi állapotba a reagáló anyagok koncentrációinak eltérő arányával.

Az egyensúlyi eltolódás irányát a francia tudós, Le Chatelier (1884) által megfogalmazott elv határozza meg:

Ha egy egyensúlyi rendszerre külső hatást fejtenek ki, akkor az egyensúly a hatást ellensúlyozó (közvetlen vagy fordított) reakció felé tolódik el.

A legfontosabb külső tényezők, amelyek a kémiai egyensúly megváltozásához vezethetnek:

a) a reagáló anyagok koncentrációja;

b) hőmérséklet;

c) nyomás.

A reagensek koncentrációjának hatása

Ha a reakcióban részt vevő anyagok bármelyike ​​bekerül az egyensúlyi rendszerbe, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, amely során ez az anyag elfogy. Ha egy egyensúlyi rendszerből bármely anyagot eltávolítunk, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, amelynek során ez az anyag keletkezik.

Például fontolja meg, hogy mely anyagokat kell bevinni, és mely anyagokat kell eltávolítani az egyensúlyi rendszerből, hogy a reverzibilis szintézis reakcióját jobbra tolja:

Az egyensúly jobbra tolásához (az ammóniaképződés közvetlen reakciója felé) hidrogént kell bevezetni az egyensúlyi keverékbe (azaz növelni kell azok koncentrációját), és el kell távolítani az ammóniát az egyensúlyi keverékből (azaz csökkenteni kell a koncentrációját).

A hőmérséklet hatása

Az előre és fordított reakciók ellentétes termikus hatást fejtenek ki: ha az előre irányuló reakció exoterm, akkor a fordított reakció endoterm (és fordítva). Amikor a rendszert felmelegítik (azaz a hőmérséklete nő), az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el; lehűléskor (alacsonyabb hőmérsékleten) az egyensúly az exoterm reakció felé tolódik el.

Például az ammónia szintézis reakciója exoterm: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ, és az ammónia bomlási reakciója (fordított reakció) endoterm: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H 2 (g) - 92 kJ. Ezért a hőmérséklet emelkedése az egyensúlyt az ammóniabomlás fordított reakciója felé tolja el.

A nyomás hatása

A nyomás befolyásolja azon reakciók egyensúlyát, amelyekben gáznemű anyagok vesznek részt. Ha a külső nyomás nő, akkor az egyensúly a reakció felé tolódik el, melynek során a gázmolekulák száma csökken. Ezzel szemben a külső nyomás csökkenésével az egyensúly több gáznemű molekula képződése felé tolódik el. Ha a reakció a gáznemű anyagok molekuláinak számának megváltoztatása nélkül megy végbe, akkor a nyomás nem befolyásolja az egyensúlyt ebben a rendszerben.

Például az ammónia hozamának növeléséhez (jobbra eltolás) növelni kell a nyomást a reverzibilis reakciórendszerben, mivel a közvetlen reakció során a gázmolekulák száma csökken (négy molekula nitrogén- és hidrogéngázból kettő ammóniagáz molekulák képződnek).

A reakciótípusok számos osztályozása közül például azok, amelyeket a termikus hatás (exoterm és endoterm), az anyagok oxidációs állapotának változása (redox), a bennük résztvevő komponensek száma (bomlás, vegyületek) határoz meg. ), és így tovább, két kölcsönös irányban lejátszódó reakciók, más néven megfordítható . A reverzibilis reakciók alternatívája a reakciók visszafordíthatatlan, melynek során a végtermék (csapadék, gázhalmazállapotú anyag, víz) keletkezik. Ezek között a reakciók a következők:

Sóoldatok közötti cserereakciók, amelyek során vagy oldhatatlan csapadék képződik - CaCO 3:

Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)

vagy gáznemű anyag - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2O (2)

vagy enyhén disszociálható anyagot kapunk - H 2 O:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2O(3)

Ha reverzibilis reakciót tekintünk, akkor az nem csak előre (az 1,2,3 reakciókban balról jobbra), hanem az ellenkező irányba is halad. Ilyen reakció például az ammónia szintézise gáznemű anyagokból - hidrogénből és nitrogénből:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

És így, reverzibilisnek nevezzük azt a kémiai reakciót, amely nem csak előre (→), hanem ellentétes irányban (←) is megy végbe. és a (↔) szimbólum jelzi.

Ennek a reakciótípusnak a fő jellemzője, hogy a kiindulási anyagokból reakciótermékek képződnek, ugyanakkor a kiindulási reagensek azonos termékekből képződnek. Ha figyelembe vesszük a (4) reakciót, akkor relatív időegységben, két mol ammónia képződésével egyidejűleg bomlásuk három mol hidrogén és egy mol nitrogén képződésével megy végbe. Jelöljük a direkt reakció sebességét (4) V 1 szimbólummal, akkor ennek a sebességnek a kifejezése a következő formában lesz:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

ahol a „k” érték egy adott reakció sebességi állandójaként van definiálva, az értékek [H 2 ] 3 és megfelelnek a kiindulási anyagok koncentrációjának a reakcióegyenletben szereplő együtthatóknak megfelelő hatványokra emelve. A reverzibilitás elvének megfelelően a fordított reakció sebessége a következő kifejezést veszi fel:

V 2 = kˑ 2 (6)

A kezdeti pillanatban az előrehaladás sebessége veszi fel a legnagyobb értéket. De fokozatosan a kiindulási reagensek koncentrációja csökken, és a reakció sebessége lelassul. Ugyanakkor a fordított reakció sebessége növekedni kezd. Ha az előre és a visszirányú reakciók sebessége azonos lesz (V 1 = V 2), egyensúlyi állapot , amelynél már nincs változás sem a kiindulási, sem a kapott reagensek koncentrációjában.

Meg kell jegyezni, hogy egyes visszafordíthatatlan reakciókat nem szabad szó szerint venni. Nézzünk egy példát egy fém savval, különösen cinkkel és sósavval leggyakrabban idézett reakciójára:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

Valójában a cink savban oldva sót képez: cink-kloridot és hidrogéngázt, de egy idő után a közvetlen reakció sebessége lelassul, ahogy a só koncentrációja nő az oldatban. Amikor a reakció gyakorlatilag leáll, bizonyos mennyiségű sósav is jelen lesz az oldatban a cink-kloriddal együtt, ezért a (7) reakciót a következő formában kell megadni:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Vagy a Na 2 SO 4 és a BaCl 2 oldatok összeolvasztásával kapott oldhatatlan csapadék képződése esetén:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

a kicsapódott BaSO 4 só kis mértékben ugyan, de ionokká disszociál:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Ezért az irreverzibilis és visszafordíthatatlan reakciók fogalma viszonylagos. Mindazonáltal mind a természetben, mind az emberek gyakorlati tevékenységében ezek a reakciók nagy jelentőséggel bírnak. Például szénhidrogének vagy összetettebb szerves anyagok, például alkohol égési folyamatai:

CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)

2C 2H 5OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)

teljesen visszafordíthatatlan folyamatok. Az emberiség boldog álmának tartanák, ha a (11) és (12) reakciók visszafordíthatóak lennének! Akkor CO 2 és H 2 O-ból újra lehetne szintetizálni gázt és benzint és alkoholt! Másrészt olyan reverzibilis reakciók, mint a (4) vagy a kén-dioxid oxidációja:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

bázikusak az ammóniumsók, salétromsav, kénsav és más szervetlen és szerves vegyületek előállításában. De ezek a reakciók visszafordíthatók! A végtermékek: NH 3 vagy SO 3 előállításához pedig olyan technológiai módszereket kell alkalmazni, mint: a reagensek koncentrációjának változtatása, nyomás változtatása, hőmérséklet növelése vagy csökkentése. De ez már a következő téma témája lesz: „Eltolódás a kémiai egyensúlyban”.

blog.site, az anyag teljes vagy részleges másolásakor az eredeti forrásra mutató hivatkozás szükséges.